Giáo trình Ăn mòn và bảo vệ kim loại - Trịnh Xuân Sén

Chia sẻ: 951864273 951864273 | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:183

Thêm vào BST

Báo xấu

701
lượt xem 216
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Giáo trình Ăn mòn và bảo vệ kim loại do tác giả Trịnh Xuân Sén biên soạn có cấu trúc gồm 8 chương, cung cấp cho người học các nội dung cơ bản về sự ăn mòn của kim loại, sự đẫn điện của dung dịch chất điện li, thế điện cực và sức điện động của pin điện, giản đồ thế điện cực - pH, ăn mòn điện hóa học, các dạng ăn mòn, sự ăn mòn vật liệu kim loại và các biện pháp bảo vệ kim loại chống ăn mòn điện hóa, các phương pháp xác định tốc độ ăn mòn kim loại. Hy vọng cuốn giáo trình này sẽ phục vụ hữu ích cho quá trình học tập và nghiên cứu của các bạn, mời các bạn cùng tham khảo.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Giáo trình Ăn mòn và bảo vệ kim loại - Trịnh Xuân Sén

1 Ăn mòn và bảo vệ kim loại Trịnh Xuân Sén NXB Đại học quốc gia Hà Nội 2006. Từ khoá: Ăn mòn kim loại, Phản ứng ăn mòn, Faraday, Pin điện hóa, Bình điện phân, Độ dẫn điện, Linh độ ion, Số vận tải, Dung dịch chất điện ly, Đo độ dẫn điện, Ăn mòn và bảo vệ kim loại, Thế điện cực, Sức điện động của bin điện, Điện cực, Lớp điện kép, Sức điện động. Ăn mòn, Kim loại, Tốc độ ăn mòn. Tài liệu trong Thư viện điện tử ĐH Khoa học Tự nhiên có thể được sử dụng cho mục đích học tập và nghiên cứu cá nhân. Nghiêm cấm mọi hình thức sao chép, in ấn phục vụ các mục đích khác nếu không được sự chấp thuận của nhà xuất bản và tác giả. Mục lục Chương 1 Phần mở đầu ......................................................................................................... 5 1.1 Định nghĩa về sự ăn mòn kim loại ............................................................................. 5 1.2 Tầm quan trọng về mặt kinh tế của vấn đề ăn mòn kim loại ..................................... 6 1.3 Những khái niệm cơ bản ............................................................................................ 7 1.3.1 Các phản ứng ăn mòn kim loại............................................................................... 7 1.3.2 Định luật Faraday ................................................................................................... 8 1.3.3 Pin điện hóa và bình điện phân .............................................................................. 8 Chương 2 Sự đẫn điện của dung dịch chất điện li............................................................. 14 1.4 Mở đầu ..................................................................................................................... 14 1.5 Độ dẫn điện riêng và độ dẫn điện đương lượng ....................................................... 14 2.2.1 Độ dẫn điện riêng ................................................................................................. 14 2.2.2 Độ dẫn điện đương lượng..................................................................................... 15 1.6 Quan hệ giữa độ dẫn điện riêng và tốc độ chuyển động của ion.............................. 16
2 1.7 Linh độ ion ............................................................................................................... 17 1.8 Sự phụ thuộc của độ dẫn điện vào nồng độ dung dịch chất điện li .......................... 19 1.9 Số vận tải.................................................................................................................. 22 1.10 Phương pháp đo độ dẫn diện và ứng dụng ............................................................... 25 2.7.1 Phương pháp đo độ dẫn điện................................................................................ 25 2.7.2 Ứng dụng của phương pháp đo độ dẫn điện ........................................................ 26 Chương 3 Thế điện cực và sức điện động của pin điện..................................................... 28 3.1 Điện cực và nguyên nhân sinh ra thế điện cực......................................................... 28 3.2 Lớp điện kép trên bề mặt điện cực ........................................................................... 28 3.3 Sự phụ thuộc của giá trị thế điện cực vào nồng độ chất phản ứng, phương trình Nernst 30 3.4 Phân loại điện cực .................................................................................................... 32 3.4.1 Điện cực loại 1 ..................................................................................................... 32 3.4.2 Điện cực loại 2 ..................................................................................................... 33 3.4.3 Điện cực khí ......................................................................................................... 36 3.4.4 Điện cực oxi hoá khử (Redox) ............................................................................. 38 3.4.5 Điện cực oxit kim loại .......................................................................................... 38 3.5 Sử dụng giá trị thế điện cực tiêu chuẩn xét chiều hướng phản ứng ......................... 40 3.6 Pin điện (Pin Ganvani hoặc mạch điện hóa) ............................................................ 42 3.6.1 Pin điện và các phản ứng xảy ra trong pin ........................................................... 42 3.6.2 Sức điện động của pin điện .................................................................................. 43 3.6.3 Phân loại pin điện................................................................................................. 44 3.7 Phương pháp đo sức điện động và ứng dụng ........................................................... 46 Chương 4 Giản đồ thế điện cực -pH ................................................................................... 50 4.1 Mở đầu ..................................................................................................................... 50 4.2 Cơ sở số liệu để xây dựng giản đồ E - pH................................................................ 50 1.10.1 Hệ oxi hoá khử thuần tuý ................................................................................. 50 1.10.2 Hệ axit - bazơ thuần tuý ................................................................................... 51 1.10.3 Hệ phản ứng hỗn hợp - Có sự trao đổi electron và có mặt ion tham gia phản ứng.................................................................................................................... 52 4.3 Một số giản đồ E - pH (giản đồ M. Pourbaix).......................................................... 53 4.3.1 Giản đồ của nước tinh khiết ở 25oC ..................................................................... 53 4.3.2 Giản đồ E - pH của kim loại tiếp xúc với nước (Me - H2O) ................................ 55 Chương 5 Ăn mòn điện hóa học.......................................................................................... 62
3 5.1 Những khái niệm cơ bản .......................................................................................... 62 5.1.1 Điện cực đơn và sự phân cực ............................................................................... 62 5.1.2 Điện cực phức tạp - điện cực hỗn hợp ................................................................. 62 5.2 Hiện tượng ăn mòn điện hoá và các giai đoạn của quá trình ăn mòn điện hoá........ 63 5.3 Phương trình động học điện hoá .............................................................................. 65 5.3.1 Phương trình động học điện hoá xảy ra trên điện cực đơn................................... 65 5.3.2 Sự chuyển vật chất ............................................................................................... 72 5.3.3 Phương trình động học của quá trình bị khống chế hỗn hợp ............................... 76 5.4 Ăn mòn điện hoá - hệ điện cực phức tạp xảy ra nhiều phản ứng ............................. 77 5.4.1 Sự ăn mòn kim loại đồng đều trong môi trường axit ........................................... 77 5.4.2 Một số yếu ảnh hưởng đến dòng ăn mòn iăm ........................................................ 82 5.5 Giản đồ Evans xác định tốc độ ăn mòn kim loại...................................................... 84 5.6 Ăn mòn điện hoá của kim loại bởi môi trường chất điện li có mặt oxi.................... 89 5.7 Sự thụ động hoá kim loại ......................................................................................... 92 5.7.1 Kim loại hoạt động và kim loại thụ động............................................................. 92 5.7.2 Các phương pháp thụ động hoá kim loại.............................................................. 93 5.7.3 Hợp kim và sự thụ động hoá .............................................................................. 100 5.7.4 Thuyết thụ động hoá........................................................................................... 103 Chương 6 Các dạng ăn mòn .............................................................................................. 104 1.11 Ăn mòn đều ............................................................................................................ 104 1.12 Ăn mòn cục bộ ....................................................................................................... 104 1.12.1 Ăn mòn tiếp xúc (còn gọi là ăn mòn Ganvanic) ............................................ 104 1.12.2 Sự ăn mòn kim loại do sự chênh lệch khí ...................................................... 109 1.13 Ăn mòn lỗ hay còn gọi là ăn mòn điểm (pitting corrosion) ................................... 113 1.14 Một số dạng ăn mòn khác ...................................................................................... 115 6.5.1 Ăn mòn ranh giới ............................................................................................... 115 6.5.1 Ăn mòn nứt do ứng suất ..................................................................................... 116 6.5.1 Ăn mòn mỏi........................................................................................................ 117 6.5.1 Ăn mòn chọn lọc ................................................................................................ 117 6.5.1 Ăn mòn mài mòn................................................................................................ 118 6.5.1 Ăn mòn do ma sát............................................................................................... 118 1.15 Ảnh hưởng của môi trường đến quá trình ăn mòn kim loại .................................. 118 6.5.1 Ăn mòn trong môi trường khí quyển.................................................................. 118 6.5.2 Ăn mòn khí quyển vùng thành phố và khu công nghiệp.................................... 120
4 6.5.3 Ăn mòn trong khí quyển biển............................................................................. 120 6.5.4 Ăn mòn trong môi trường đất............................................................................. 121 6.5.5 Ăn mòn trong bêtông cốt thép............................................................................ 121 6.5.6 Ăn mòn vi sinh ................................................................................................... 123 Chương 7 Sự ăn mòn vật liệu kim loại và các biện pháp bảo vệ kim loại chống ăn mòn điện hóa ............................................................................................................. 125 7.1 Lựa chọn vật liệu kim loại thích hợp ..................................................................... 125 7.1.1 Kim loại đen ....................................................................................................... 125 7.1.2 Gang ................................................................................................................... 127 7.1.3 Thép không gỉ..................................................................................................... 127 7.1.4 Đồng và hợp kim đồng....................................................................................... 129 7.1.5 Titan và hợp kim titan ........................................................................................ 130 7.1.6 Niken và hợp kim niken ..................................................................................... 131 7.1.7 Nhôm và hợp kim nhôm..................................................................................... 131 7.2 Xử lí môi trường để bảo vệ kim loại ...................................................................... 133 7.2.1 Loại trừ các cấu tử gây ăn mòn .......................................................................... 133 7.2.2 Sử dụng chất ức chế bảo vệ kim loại khỏi sự ăn mòn........................................ 134 7.3 Nâng cao độ bền chống ăn mòn kim loại bằng các lớp sơn phủ ............................ 136 7.3.1 Phủ kim loại lên bề mặt kim loại........................................................................ 136 7.3.2 Lớp phủ vô cơ .................................................................................................... 139 7.3.3 Lớp phủ hữu cơ .................................................................................................. 141 7.3.4 Lớp phủ chất dẻo................................................................................................ 142 7.4 Bảo vệ kim loại chống ăn mòn kim loại bằng phương pháp điện hoá ................... 142 7.4.1 Phương pháp bảo vệ catot bằng dòng ngoài....................................................... 143 7.4.2 Bảo vệ bằng anot hy sinh ................................................................................... 144 7.4.3 Bảo vệ anot......................................................................................................... 146 Chương 8 Các phương pháp xác định tốc độ ăn mòn kim loại...................................... 147 8.1 Mở đầu ................................................................................................................... 147 8.2 Các phương pháp xác định tốc độ ăn mòn kim loại ............................................... 148 8.2.1 Phương pháp trọng lượng................................................................................... 148 8.2.2 Phương pháp thể tích.......................................................................................... 149 8.2.2 Các phương pháp phân tích................................................................................ 149 8.2.3 Phương pháp điện hoá ........................................................................................ 149 Tài liệu tham khảo............................................................................................................ 183
5 Chương 1 Phần mở đầu 1.1 Định nghĩa về sự ăn mòn kim loại Cụm từ “ăn mòn” được dịch ra từ chữ “corrosion”, nó xuất phát từ từ ngữ latin “corrodère” có nghĩa là “gặm nhấm” hoặc “phá huỷ”. Về nghĩa rộng sự ăn mòn được dùng để chỉ cho sự phá huỷ vật liệu trong đó bao gồm kim loại và các vật liệu phi kim loại khi có sự tương tác hoá học hoặc vật lý giữa chúng với môi trường ăn mòn gây ra. Có thể đơn cử một số hiện tượng ăn mòn sau: – Sự chuyển hoá thép thành gỉ thép khi thép tiếp xúc với không khí ẩm. – Sự rạn nứt của đồng thau, kim loại đồng khi tiếp xúc với môi trường amoniac. – Sự lão hoá của các vật liệu polyme do tác dụng của tia cực tím, do tác dụng của dung môi, của nhiệt độ v.v... – Sự ăn mòn thuỷ tinh do môi trường kiềm gây ra v.v... Ở đây chúng ta chỉ quan tâm đến vấn đề ăn mòn kim loại, vì kim loại là vật liệu được sử dụng phổ biến nhất trong các ngành công nghiệp, nó có một số ưu điểm hơn hẳn các vật liệu khác: – độ dẫn nhiệt, dẫn điện cao; – độ bền cơ học cao, độ co giảm, độ kháng kéo cao; – độ bền nhiệt cao. và đặc biệt từ nó dễ dàng chế tạo ra các thiết bị, máy móc v.v... Do những tính ưu việt vốn có của kim loại cho nên kim loại đã xâm nhập vào hầu hết các ngành công nghiệp được dùng để chế tạo các thiết bị, các cấu kiện, máy móc trong các ngành sau đây: cơ khí chế tạo máy; công nghiệp năng lượng - các nhà máy nhiệt điện; nhà máy điện nguyên tử; công nghiệp quốc phòng - chế tạo vũ khí; công nghiệp hàng không - chế tạo máy bay; giao thông vận tải - chế tạo các phương tiện giao thông: tầu biển, ô tô, xe hoả, cầu cống v.v...; công nghiệp xây dựng: xây dựng nhà, đặc biệt nhà cao tầng tại các khu ven biển, các cầu cảng; và công nghiệp dầu khí - các thiết bị khai thác và chế biến dầu khí v.v... Sự ăn mòn ở đây ngầm hiểu là ăn mòn kim loại do tác động hoá học hoặc vật lý của môi trường xâm thực làm suy giảm tính chất của vật liệu làm giảm chất lượng, giảm thời gian khai thác của các máy móc, thiết bị và cấu kiện, và đương nhiên gây ra tổn thất lớn đối với nền
6 kinh tế của một quốc gia, đặc biệt đối với các nước có nền công nghiệp đang phát triển. Vậy việc nghiên cứu về ăn mòn và bảo vệ kim loại là một vấn đề rất có ý nghĩa về khoa học và thực tiễn. Về định nghĩa ăn mòn kim loại có thể phát biểu ở nhiều dạng khác nhau. Xin đơn cử một số cách phát biểu sau đây: Trên quan điểm nhìn nhận vấn đề ăn mòn kim loại là sự phá huỷ kim loại và gây ra thiệt hại thì: sự ăn mòn kim loại là quá trình làm giảm chất lượng và tính chất của kim loại do sự tương tác của chúng với môi trường xâm thực gây ra. Song cũng cần phải lưu ý rằng do mục đích hoàn thiện sản phẩm thì đôi khi hiện tượng ăn mòn lại có tác dụng tích cực. Ví dụ sự oxi hoá nhôm để tạo ra bề mặt nhôm có lớp oxit nhôm bền vững chống lại sự ăn mòn tiếp theo của nhôm do môi trường gây ra, mặt khác còn làm tăng vẻ đẹp, trang trí cho sản phẩm. Việc xử lý bề mặt kim loại bằng phương pháp hoá học hoặc điện hoá để làm tăng độ bóng của sản phẩm, nó gắn liền với sự hoà tan bề mặt kim loại (đánh bóng các sản phẩm thép không gỉ, đánh bóng các vật mạ trước khi mạ điện v.v...). Trong điều kiện đó thì có thể dùng định nghĩa sau đây về sự ăn mòn kim loại: Ăn mòn kim loại là một phản ứng không thuận nghịch xảy ra trên bề mặt giới hạn giữa vật liệu kim loại và môi trường xâm thực được gắn liền với sự mất mát hoặc tạo ra trên bề mặt kim loại một thành phần nào đó do môi trường cung cấp. Nếu xem hiện tượng ăn mòn kim loại xảy ra theo cơ chế điện hoá thì sự ăn mòn kim loại có thể định nghĩa như sau: Ăn mòn kim loại là một quá trình xảy ra phản ứng oxi hoá khử trên mặt giới hạn tiếp xúc giữa kim loại và môi trường chất điện li, nó gắn liền với sự chuyển kim loại thành ion kim loại đồng thời kèm theo sự khử một thành phần của môi trường và sinh ra một dòng điện. 1.2 Tầm quan trọng về mặt kinh tế của vấn đề ăn mòn kim loại Vấn đề ăn mòn kim loại có liên quan đến hầu hết các ngành kinh tế. Người ta đã tính được rằng giá tiền chi phí cho lĩnh vực ăn mòn chiếm khoảng 4% tổng thu nhập quốc dân đối với những nước có nền công nghiệp phát triển. Chi phí này tính cho các khoản sau: – Những mất mát trực tiếp: Tiền chi phí cho việc thay thế các vật liệu đã bị ăn mòn và những thiết bị xuống cấp do ăn mòn gây ra. – Những tổn thất gián tiếp: Chi phí cho việc sửa chữa số lượng sản phẩm giảm chất lượng trong quá trình sản xuất hoặc bị mất mát do hiện tượng ăn mòn kim loại gây ra. – Chi phí cho các biện pháp để phòng ngừa, các biện pháp để bảo vệ chống hiện tượng ăn mòn kim loại. Thông thường, chi phí trực tiếp ít hơn rất nhiều so với chi phí gián tiếp. Vì vậy, việc nghiên cứu bảo dưỡng và bảo vệ chống ăn mòn, kéo dài thời gian sử dụng các thiết bị, máy móc, các cấu kiện, cầu cảng, tầu biển, các công trình ven biển... thường xuyên là một vấn đề rất có ý nghĩa về mặt khoa học kỹ thuật cũng như về mặt kinh tế.
7 1.3 Những khái niệm cơ bản 1.3.1 Các phản ứng ăn mòn kim loại Ăn mòn kim loại là phản ứng oxi hoá khử bất thuận nghịch được xảy ra giữa kim loại và một chất oxi hoá có trong môi trường xâm thực. Sự oxi hoá kim loại gắn liền với sự khử chất oxi hoá. Có thể công thức hoá sự ăn mòn kim loại như sau: Kim loại + chất oxi hoá → kim loại bị oxi hoá + chất khử Ví dụ: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 (1.1) Trong môi trường dung dịch, axit HCl và muối FeCl2 được kí hiệu là axit HCl(l); FeCl2(l) tồn tại dạng ion. Vậy có thể viết: Fe + 2H+ + 2Cl– → Fe2+ + 2Cl– + H2 (1.2) Trong trường hợp trên, chất oxi hoá là proton H+ bị xonvat hoá. Những sản phẩm của phản ứng là ion Fe2+ bị xonvat hoá và khí H2. Các ion Cl– không trực tiếp tham gia phản ứng, vậy (1.2) được viết ở dạng đơn giản: Fe + 2H+ → Fe2+ + H2 (1.3) Trong môi trường kiềm và trung tính, sự ăn mòn kim loại là phản ứng xảy ra giữa kim loại và oxi. Ví dụ trong không khí ẩm, sắt bị ăn mòn tạo ra gỉ sắt dạng FeOOH theo phản ứng: 4Fe + 3O2 + 2H2O → 4FeOOH (1.4) Đương nhiên trong môi trường axit nếu nồng độ oxi thấp thì sự ăn mòn kim loại chủ yếu gắn liền với phản ứng giải phóng khí hiđro. Trong điều kiện nhiệt độ thường và không khí ẩm xảy ra sự ăn mòn kim loại và được gọi là ăn mòn ẩm. Các chất oxi hoá trong môi trường ăn mòn là: những proton bị xonvat hoá hoặc là lượng oxi bị hoà tan vào môi trường ăn mòn. Ngoài ra còn có một số chất oxi hoá khác cũng gây ra sự ăn mòn kim loại, ví dụ: – Các cation kim loại: Cu2+, Fe3+, Sn4+; – Các anion: NO2–, NO3–, CrO42–, MnO4–, OCl–; – Các chất khí hoà tan vào môi trường ăn mòn: O2, SO2, Cl2. Ở nhiệt độ cao, sự ăn mòn kim loại xảy ra là do tác dụng hoá học giữa kim loại và các chất oxi hoá ở dạng khí và còn gọi là sự ăn mòn khô. Các chất khí có tác dụng phá huỷ kim loại ở nhiệt độ cao: khí O2, hơi nước, khí CO2, khí SO2 v.v... Trong quá trình xảy ra sự ăn mòn kim loại, phản ứng oxi hoá khử luôn bao gồm hai phản ứng riêng biệt gọi là phản ứng riêng phần: phản ứng oxi hoá gọi là phản ứng riêng phần anot hay là phản ứng anot và phản ứng khử gọi là phản ứng catot. Từ phản ứng (1.3) có thể viết: Fe → Fe2+ + 2e phản ứng anot 2H+ + 2e → H2 phản ứng catot Phản ứng chung: Fe + 2H+ → Fe2+ + H2 (1.5)
8 Trong quá trình xảy ra hiện tượng ăn mòn điện hoá luôn luôn xuất hiện phản ứng anot và phản ứng catot gắn liền với sự trao đổi electron của phản ứng oxi hoá. Dòng electron này được truyền từ anot sang catot và sinh ra dòng điện. Về mặt điện hoá thì một phản ứng điện hoá xảy ra là sự biến đổi hoá học gắn liền với sự chuyển điện tích trên mặt giới hạn của hai pha tiếp xúc là chất dẫn điện loại một, dẫn điện electron và chất dẫn điện loại hai, dung dịch chất điện li. Một phản ứng điện hoá có thể bao gồm một hoặc nhiều phản ứng điện cực. Vậy phản ứng ăn mòn (1.3) cũng là một phản ứng điện hoá, trong đó nguyên tử sắt chuyển thành ion Fe2+ đi vào dung dịch kèm theo sự trao đổi hai electron trên bề mặt kim loại với các proton H+ trong dung dịch. Nó gồm hai phản ứng điện cực: sự oxi hoá sắt và sự khử các proton. Theo định nghĩa trên thì tất cả các phản ứng ăn mòn dẫn đến sự oxi hoá kim loại (kim loại tiếp xúc với dung dịch chất điện li) đều là các phản ứng điện hoá. 1.3.2 Định luật Faraday Theo định luật Faraday, khi có ni mol của một chất i nào đó trong bình điện phân được tạo thành hay là mất đi thì tỷ lệ với một điện lượng Q đi qua mặt giới hạn của điện cực và dung dịch chất điện li. Q = ZFni (1.6) trong đó: F = 96493 C/mol; Z: số electron trao đổi. Ví dụ: Theo phản ứng (1.3), sự hoà tan anot của sắt với Z = 2. Nếu thực hiện phép vi phân phương trình (1.6) theo thời gian, ta nhận được biểu thức sau đây (dạng khác của định luật Faraday) được dùng rất phổ biến: dQ dn i = ZF =I (1.7) dt dt I: cường độ dòng điện (ampe - A) dn i I = hoặc (1.8) dt ZF dn i : tốc độ phản ứng (mol/s) dt Vậy theo định luật Faraday thì tốc độ phản ứng tỷ lệ với cường độ dòng điện đi qua mặt giới hạn pha giữa điện cực và chất điện li. 1.3.3 Pin điện hóa và bình điện phân – Pin điện hoá: Pin điện hoá là một hệ gồm hai điện cực có sự tiếp xúc giữa các dung dịch chất điện li và giữa chúng được nối với nhau bằng dây dẫn electron. Ví dụ pin Daniel - Jacobi: (–) Cu ⎢Zn ⎢ZnSO4 ⎢⎢CuSO4 ⎢Cu (+) (1.9) Trong pin này, trên anot (–) kim loại kẽm bị oxi hoá thành ion Zn2+: Zn → Zn2+ + 2e (–) anot: (1.10)
9 Cu2+ + 2e → Cu (+) catot: (1.11) Phản ứng chung: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu (1.12) Khi mạch pin (1.9) khép kín thì sinh ra dòng điện do electron di chuyển từ anot đến catot. Trong pin (1.9) anot Zn có tham gia phản ứng chuyển kim loại Zn thành ion Zn2+ đi vào dung dịch. Pin hiđro và oxi (xem hình 1.1) được tạo thành hai điện cực hiđro Pt(H2) ⎢H+ và điện cực oxi Pt(O2) ⎢H+. (–) Pt(H2) ⎢H+ ⎢(O2) Pt (+) (1.13) Điện cực Pt là vật liệu trơ hoá học, không tham gia phản ứng. Pin (1.13) được mô tả trên hình 1.1: A O2 H2 2 1 Hình 1.1 Pin hiđro – oxi 1. Dung dịch axit H3PO4 hoặc H2SO4; 2. Các tấm Pt làm điện cực (tấm Pt có diện tích lớn để hấp phụ các khí H2 và O2) Khi khép kín mạch pin hiđro và oxi xảy ra các phản ứng: 2H2 – 4e → 4H+ (–) anot: (1.14) O2 + 4H+ + 4e → 2H2O (+) catot: (1.15) Phản ứng chung: O2 + 2H2 → 2H2O Vậy khi pin làm việc phản ứng hình thành nước từ khí hiđro và oxi diễn ra một cách tự diễn biến đồng thời sinh ra dòng điện. Cường độ dòng điện đi qua pin tỷ lệ trực tiếp với số mol khí H2 và khí O2, phản ứng trên các điện cực với Z = 4 và Z = 2 ứng với oxi và hiđro. dnO2 dn H2 I = 4F = 2F Vậy: (1.16) dt dt
10 Từ pin điện (1.13) phân tử nước được tạo thành do sự kết hợp của các phân tử H2 và O2. Song ngược lại, từ phân tử nước bằng con đường điện phân dung dịch axit H3PO4 hoặc H2SO4 với các điện cực trơ ta lại thu được các khí H2 và O2 (xem hình 1.2), ứng với các phản ứng điện cực. 2H2O → O2 + 4H+ + 4e (+) anot: 4H+ + 4e → 2H2 (–) catot: Phản ứng chung: 2H2O → O2 + 2H2 Số mol khí O2 và H2 được tạo ra tỷ lệ với lượng điện từ bên ngoài đi qua bình điện phân. Quan hệ giữa chúng tuân theo định luật Faraday. Cần phải lưu ý rằng: trong bình điện phân anot ứng với cực dương (+) còn trong pin điện thì anot ứng với cực âm (–). Trong hai trường hợp có sự ngược nhau, song cần phải nhớ rằng anot là nơi xảy ra của phản ứng oxi hoá, còn trên catot luôn luôn xảy ra phản ứng của sự khử. A O2 H2 2 1 Hình 1.2 Bình điện phun nước điều chế H2 và O2 1. Dung dịch axit H3PO4 hoặc H2SO4; 2. Cỏc điện cực Pt; A. Đồng hồ ampe e 2 1 b a Sù khö Sù oxi ho¸
11 Hình 1.3 Sự ăn mòn đồng đều (a) và ăn mòn định xứ (ăn mòn vùng) (b) 1. Kim loại ; 2. Môi trường ăn mòn •→ Sự khử → Sự oxi hoá – Ăn mòn định xứ (local corrosion): Ăn mòn định xứ là sự phá huỷ kim loại tại một chỗ (hoặc là một vùng) nào đó trên bề mặt kim loại, tại đó là vùng anot (xem hình 1.3b). Trong thực tế công nghiệp, ăn mòn định xứ xảy ra phổ biến hơn nhiều so với ăn mòn đồng đều. Ăn mòn định xứ hoạt động như là một pin điện, ta có thể mô phỏng hiện tượng ăn mòn định xứ đối với kim loại sắt trong môi trường axit bằng cách tạo ra pin ăn mòn sau đây (xem hình 1.4): e A H2 Fe Pt 1 Hình 1.4 Pin ăn mòn Fe - Pt trong dung dịch axit 1. Dung dịch axit Sự ăn mòn định xứ (xem h.1.3b) có thể được mô phỏng như là một pin ăn mòn (xem h.1.4), trong đó vùng catot và anot được tách ra. Phản ứng catot trên hình 1.4 là sự giải phóng hiđro trên điện cực platin: 2H+ + 2e → H2 Tại anot sắt bị ăn mòn và hoà tan thành ion chuyển vào dung dịch: Fe – 2e → Fe2+ kèm theo sự giải phóng khí H2 trên catot. và phản ứng tổng cộng là: Fe + 2H+ → Fe2+ + H2 Có thể nói rằng hoạt động ăn mòn phá huỷ kim loại do môi trường gây ra phụ thuộc vào rất nhiều yếu tố:
12 – Thành phần hóa học, vi cấu trúc của kim loại; – Thành phần hóa học của môi trường; – Các thông số vật lý - nhiệt độ; sự đối lưu; sự phát xạ v.v... – Những tác động cơ học - sự va đập; ma sát; ứng lực v.v... Vậy độ bền chống ăn mòn của kim loại không hoàn toàn phụ thuộc vào tính chất vốn có của kim loại mà chủ yếu phụ thuộc vào tính chất của mặt giới hạn kim loại - môi trường và tất nhiên là phụ thuộc vào thành phần hoá học, trạng thái cấu trúc cũng như tính chất điện hoá của mặt giới hạn pha. Vậy sự ăn mòn kim loại diễn ra rất phức tạp và đa dạng. Sau đây là một số dạng ăn mòn điển hình thường gặp được phân loại dựa vào trạng thái bề mặt kim loại bị phá huỷ (xem hình 1.5). a) Ăn mòn đồng đều (uniform corrosion): là sự mất đi một lượng ít hoặc nhiều vật liệu kim loại được phân bố một cách đồng đều trên mọi phần của bề mặt kim loại tiếp xúc với môi trường ăn mòn (ăn mòn kim loại do môi trường axit) (xem hình 1.5a) b) Ăn mòn Ganvani (galvanic corrosion): (pin ăn mòn) còn được gọi là ăn mòn lưỡng kim loại, nó xảy ra là do sự hình thành pin điện từ hai kim loại và không ngừng làm giảm độ bền kim loại (xem hình 1.5b). c) Ăn mòn hang hốc (crevice corrosion): là do sự hoạt động của pin điện gồm hai điện cực được tạo ra tại hai vị trí trên kim loại tiếp nhận oxi với mức độ khác nhau. Tại các khe kim loại hoặc các chỗ kim loại bị che khuất do gấp khúc, tiếp nhận oxi trong khí quyển với lượng thấp hơn thì nó đóng vai trò là anot, tại đó kim loại bị hoà tan (xem hình 1.5c). d) Ăn mòn điểm (pitting corrosion): Dạng ăn mòn này thường xảy ra trên bề mặt kim loại được bảo vệ bằng một lớp màng mỏng (Al2O3/Al) tiếp xúc với dung dịch chất điện li có mặt một số anion và chủ yếu là anion clo. Anion tác dụng lên màng mỏng tạo ra các lỗ nhỏ có kích thước cỡ vài chục micrô mét và làm mất tính bảo vệ của màng dẫn đến sự phá huỷ kim loại (xem hình 1.5d). e) Ăn mòn ven tinh thể (intergranular corrosion): là sự phá huỷ kim loại có tính chọn lọc tại chỗ nối các hạt tinh thể, và là một pha được kết tinh lại do xử lý nhiệt tạo ra (xem hình 1.5e). f) Ăn mòn chọn lọc (selective corrosion): là sự oxi hoá một thành phần của hợp kim và thường tạo ra một cấu trúc kim loại xốp (xem hình 1.5f). g) Ăn mòn mài mòn (erosion corrosion): là sự ăn mòn kim loại gây ra do tác động cơ học vào bề mặt kim loại. Ví dụ sự ăn mòn xảy ra tại chỗ kim loại có dòng chất lỏng chảy qua rất nhanh (xem hình 1.5g). h) Ăn mòn ứng lực (stress corrosion cracking): sự rạn nứt kim loại do tác động đồng thời của sự cưỡng bức cơ học và xảy ra phản ứng điện hoá khi kim loại tiếp xúc với môi trường ăn mòn. Ví dụ sự rạn nứt của máy bay, sự rạn nứt của các nồi phản ứng hoá học làm việc ở áp suất cao v.v...
13 a b c d f e h g Hình 1.5 Các dạng ăn mòn thường gặp trong thực tế
14 Chương 2 Sự đẫn điện của dung dịch chất điện li 1.4 Mở đầu Dung dịch chất điện li còn gọi là chất dẫn điện loại hai, sự dẫn điện của nó nhờ sự tải điện của các ion. Kim loại và oxit kim loại dẫn điện bằng electron được gọi là chất dẫn điện loại 1 và có điện trở khoảng 10−6 ÷ 10−3 Ω.cm. Nghiên cứu về độ dẫn điện của dung dịch chất điện li có liên quan chặt chẽ với hiện tượng ăn mòn điện hoá và cho phép giải thích sự khác biệt về tốc độ ăn mòn trong môi trường nước biển và nước sông, ao, hồ. Để đánh giá khả năng dẫn điện của dung dịch chất điện li người ta sử dụng hai đại lượng: độ dẫn điện riêng và độ dẫn điện đương lượng của dung dịch chất điện li. 1.5 Độ dẫn điện riêng và độ dẫn điện đương lượng 2.2.1 Độ dẫn điện riêng Độ dẫn điện riêng của dung dịch chất điện li đã cho là độ dẫn điện của nó được đặt giữa hai điện cực song song có diện tích 1 cm2 và cách nhau 1 cm. Độ dẫn điện riêng χ là đại lượng nghịch đảo của điện trở suất. 1 χ= (2.1) ρ Để tìm đơn vị đo χ ta xét điện trở của một ống dung dịch chất điện li tương tự một dây S (cm2), điện trở suất của dây kim loại là ρ. dẫn kim loại có chiều dài l (cm) và tiết diện Vậy điện trở R của dây dẫn được tính: R = ρ. (2.2) S 1 1 (Ω−1.cm−1) χ= Suy ra: = . (2.3) ρ RS Khác với chất dẫn điện kim loại, độ dẫn điện riêng của chất dẫn điện loại 2 tăng khi tăng nhiệt độ. χt = χ18[1 + k(t − 18oC)] (2.4) trong đó: χt − độ dẫn điện riêng ở nhiệt độ t bất kỳ, toC > 18oC; χ18 − độ dẫn điện riêng ở nhiệt độ 18oC.
15 Giá trị hệ số k thay đổi tuỳ thuộc vào bản chất dung dịch, đối với dung dịch axit mạnh k = 0,0164, đối với dung dịch bazơ mạnh k = 0,0190, đối với dung dịch muối k = 0,022. 2.2.2 Độ dẫn điện đương lượng Độ dẫn điện đương lượng λ của dung dịch chất điện li khảo sát là độ dẫn điện của một dung dịch chứa đúng một đương lượng gam chất điện li được đặt giữa hai điện cực platin song song với nhau và cách nhau 1 cm. Giữa độ dẫn điện đương lượng λ và độ dẫn điện riêng χ có quan hệ với nhau theo phương trình: 1000.χ λ= (2.5) C trong đó C là nồng độ đương lượng gam/lit. Từ đó suy ra đơn vị đo của λ bằng Ω−1.cm2.đlg−1. 1 Nếu đặt V = gọi là độ pha loãng thì công thức (2.5) có dạng: C λ = 1000.V.χ (2.6) Từ phương trình (2.5) cho thấy khi dung dịch rất loãng (C → 0) thì giá trị λ đạt đến giá trị tới hạn λ → λ∞. Đối với dung dịch chất điện li yếu, sự phụ thuộc của độ dẫn điện đương lượng λ vào nồng độ chất điện li thực chất là phụ thuộc vào sự biến đổi độ điện li α (hình 2.1). λC = α.λ∞ Vậy: (2.7) λC α= Suy ra: (2.8) λ∞ trong đó: λC − độ dẫn điện đương lượng của dung dịch có nồng độ C. Hình 2.1 Sự phụ thuộc của độ dẫn điện đương lượng λ vào độ pha loãng V
16 1.6 Quan hệ giữa độ dẫn điện riêng và tốc độ chuyển động của ion Trong trường hợp đơn giản ta hãy xét một ống dung dịch chất điện li 1-1 (ví dụ KCl, KNO3...). MA phân li thành các ion M+ và A−. Gọi Uo - tốc độ chuyển động tuyệt đối của cation M+ và Vo - tốc độ chuyển động tuyệt đối của anion A−. Nếu đặt ống dung dịch vào điện trường E (V/cm) thì: Tốc độ chuyển động của cation: U = Uo.E (cm/giây) (2.9) Tốc độ chuyển động của anion: V = Vo.E (cm/giây) (2.10) ⎛ ⎞ cm Khi E = 1 (V/cm) thì U = Uo và V = Vo ⎜ = cm 2 / V.s ⎟ ⎝ ⎠ s.(v / cm) Dưới tác dụng của điện trường, trong một đơn vị thời gian 1 giây số cation μ+ và anion μ− đi qua tiết diện S = 1 cm2 bằng: μ+ = C/α ν+ NA.Uo.E (2.11) μ− = C/α ν− NA.Vo.E (2.12) C trong đó: C/ = gọi là nồng độ ion trong một đơn vị thể tích 1 cm3. 1000 Uo và Vo là tốc độ tuyệt đối của cation và anion và chính là độ dài do cation di chuyển trong 1 đơn vị thời gian 1 giây với E = 1 (V/cm). Hình 2.2 Sự di chuyển của các ion dưới tác dụng của điện trường Phương trình (2.11) và (2.12) có thể viết: μ+ = C α ν+ NA.Uo.E.10−3 (2.13) μ− = C α ν− NA.Vo.E.10−3 (2.14) trong đó: α - độ phân li; ν+, ν− - số cation và anion;
17 NA - là số Avogađro. Nếu gọi Q là điện lượng do cation và anion tải thì: Q = μ+ Z+ . e + μ− Z− . e (2.15) trong đó: Z+, Z− là số oxi hoá của cation và anion; e là điện tích cơ bản, e = 1,602.10−19C. Đối với chất điện li 1-1, Z1 = Z− = 1 Q = C α NA e.10−3.E (ν+ Z+ Uo + ν− Z− Vo) hoặc (2.16) Dung dịch chất điện li luôn trung hoà điện nên ν+ Z+ = ν− Z− = ν Z Vậy phương trình (2.16) có dạng: Q = i = 10−3 α C F ν Z (Uo + Vo)E (2.17) Ở đây lượng điện Q do ion tải trong một đơn vị thời gian đi qua 1 cm2 chính là cường độ dòng điện i đi qua ống dung dịch (hình 2.2). Tương tự đối với dây dẫn kim loại có điện trở R có dòng điện i đi qua dây dẫn và điện thế E, đối với ống dung dịch chất điện li (hình 2.2), theo định luật Ôm ta có: i = χ.E (2.18) So sánh (2.17) và (2.18) rút ra: χ = 10−3 α C F ν Z (Uo + Vo) (2.19) Mặt khác, ta có: 1000.χ λ= = α F (Uo + Vo) (2.20) Cd lg/ l Các phương trình (2.19) và (2.20) thể hiện mối quan hệ giữa độ dẫn điện riêng và độ dẫn điện đương lượng với tốc độ chuyển động tuyệt đối của cation và anion. 1.7 Linh độ ion Tích số của hằng số Faraday và tốc độ tuyệt đối của cation Uo được gọi là linh độ cation: U = F . Uo (2.21) và linh độ anion: V = F . Vo (2.22) Kết hợp (2.22) và (2.20) ta có: λ = α (U + V) (2.23) Đối với dung dịch loãng C → 0, α → 1 khi đó độ dẫn điện đương lượng λ được gọi là độ dẫn điện đương lượng ở nồng độ vô cùng loãng λ∞ và phương trình (2.23) có dạng: λ∞ = U∞ + V∞ (2.23a) trong đó U∞ và V∞ là linh độ cation và anion ở nồng độ vô cùng loãng (còn gọi là linh độ tới hạn) hoặc: + − λ∞ = λ ∞ + λ ∞ (2.24)
18 λ+ và λ− là độ dẫn điện đương lượng của cation và anion ở nồng độ vô cùng loãng (C ∞ ∞ → 0). Dựa vào công thức (2.24) khi biết độ dẫn điện đương lượng của ion tại nồng độ vô cùng loãng tính được độ dẫn điện đương lượng phân tử ở nồng độ vô cùng loãng. Ví dụ: Tính λ∞ của axit axetic cho biết: Chất điện li HCl CH3COONa NaCl λ∞ 426,00 91,00 126,50 (Ω .cm2.đlg−1) −1 Theo công thức (2.24) ta có thể viết: λ∞ (CH3COOH) = λ∞ (H+) + λ∞ (CH3COO−) = λ∞ (HCl) + λ∞ (CH3COONa) − λ∞ (NaCl) = 426,00 + 91,00 − 126,50 = 390,6 Giá trị linh độ tới hạn của ion H3 O và OH− rất lớn so với các cation và anion khác. Trong + môi trường nước các ion này chuyển động theo cơ chế đặc biệt - cơ chế truyền cho proton giữa chúng và phân tử HOH bên cạnh. H H H H + + + O+H H O H O H H O H Bảng 2.1 Giá trị linh độ tới hạn của một số cation và anion Zn + + Na+ K+ Ca2+ Cation H3 O NH4 2+ Giá trị linh 349,8 50,1 73,5 73,5 59,5 52,8 độ V∞ (25oC) OH− F− − − SO2− Anion ClO4 HCO3 4 Giá trị linh 197,6 55,4 67,3 64,6 80 độ V∞ (25oC) Đối với ion OH− H H H H + + O H O O H O Mặt khác trong cùng một điều kiện giá trị linh độ tới hạn của ion phụ thuộc vào nồng độ, nhiệt độ và dung môi (xem bảng 2.2).
19 Bảng 2.2 Giá trị linh độ tới hạn của ion phụ thuộc vào một số điều kiện H+ Nồng độ Dung môi 25oC Nhiệt độ ở 25oC 0 oC 50oC H2O C2H5OH 0,01N 0,1N Giá trị linh U∞ (H+) độ 349,8 62 240 465 338,9 325,5 Trong dung môi nước 1.8 Sự phụ thuộc của độ dẫn điện vào nồng độ dung dịch chất điện li Độ dẫn điện của dung dịch chất điện li phụ thuộc vào toàn bộ ion có mặt trong dung dịch, nghĩa là phụ thuộc vào nồng độ dung dịch và độ điện li α. Đối với chất điện li yếu 1-1 với nồng độ C và độ điện li α: A− + B+ AB Vậy tổng số ion trong một đơn vị thể tích 1 cm3 bằng: 2.α.C.N A μ+ + μ− = = const α.C (2.25) 1000 Tổng số ion trong một đơn vị thể tích tỉ lệ với tích số α.C. Đối với dung dịch chất điện li yếu, trong dung dịch đậm đặc độ điện li α rất nhỏ. Vì vậy, nồng độ ion tỉ lệ với tích số của α.C và trong dung dịch không có khái niệm khí quyển ion. Khi dung dịch rất loãng, khoảng cách giữa các ion rất lớn cho nên các ion chuyển động một cách + − độc lập, độ dẫn điện đương lượng của các ion đạt giá trị tới hạn λ ∞ và λ ∞ . Độ dẫn điện riêng χ và độ dẫn điện đương lượng của dung dịch chất điện li yếu được tính theo các phương trình sau: α.C ( λ+ + λ− ) χ= (2.26) ∞ ∞ 1000 λ = α( λ+ + λ− ) và (2.27) ∞ ∞ Kết hợp với (2.24) ta có: λ α= (2.28) λ∞ Vậy độ dẫn điện riêng χ của chất điện li yếu phụ thuộc vào nồng độ (xem hình 2.3) song sự biến đổi của nó rất nhỏ khi tăng nồng độ chất điện li.
20 Hình 2.3 Sự phụ thuộc của độ dẫn điện riêng χ vào nồng độ C Đối với chất điện li mạnh có liên kết ion, ví dụ hợp chất muối, mạng tinh thể của nó cấu tạo từ các ion và khi hoà tan trong nước hoặc trong các dung môi có hằng số điện môi lớn thì xung quanh ion luôn hình thành các lớp vỏ hiđrat (hoặc xonvat) ngăn cản sự tái kết hợp tạo thành các phân tử. Trong những môi trường đó chất điện li bị phân li hoàn toàn hoặc gần hoàn toàn ngay cả khi nồng độ cao và nồng độ ion bằng nồng độ dung dịch. Vậy độ dẫn điện đương lượng λ của hợp chất bằng tổng số độ dẫn điện đương lượng của các ion: λ = λ+ + λ− (2.29) Vậy độ dẫn điện đương lượng của các chất điện li mạnh trong dung dịch nước phụ thuộc vào nồng độ được xác định chủ yếu bằng các lực tương tác giữa các ion, nghĩa là vào khoảng cách giữa các ion và bản chất của môi trường. Sự có mặt của những tương tác này gây ra sự kìm hãm nhất định đối với sự chuyển động của cation và anion, nghĩa là làm giảm linh độ của chúng khi tăng nồng độ. Gọi λ∞ là độ dẫn điện đương lượng tới hạn của dung dịch chất điện li mạnh trong dung dịch rất loãng không tính đến tương tác giữa các phần tử trong dung dịch. Tại nồng độ xác định, độ dẫn điện đương lượng λ (2.29) luôn luôn nhỏ hơn λ∞ và bằng: λ = λ∞ − λI − λII (2.30) trong đó: – λI là hiệu ứng kìm hãm điện di do sự tương tác tĩnh điện của lớp vỏ ion ngược dấu với ion trung tâm bị dịch chuyển dưới tác dụng của điện trường ngoài. Theo Onsage hiệu ứng kìm hãm λI tỉ lệ với căn bậc hai nồng độ C . – λII là hiệu ứng kìm hãm phục hồi còn lại gọi là hiệu ứng bất đối xứng. Sự tồn tại của hiệu ứng này là do sự tương tác của một phần lớp vỏ khí quyển ion có điện tích trái dấu chưa bị phá vỡ hoàn toàn với ion trung tâm bị dịch chuyển dưới tác dụng của điện trường ngoài. Hiệu ứng λII cũng tỉ lệ với C và độ nhớt. Phương trình (2.30) có thể viết: λ = λ∞ − a C (2.31) Phương trình (2.31) chỉ áp dụng cho dung dịch chất điện li mạnh có nồng độ không vượt quá 10−2 đlg/l.